Пособие-репетитор по химии занятие 25
10-й класс (первый год обучения)
Хром и его соединения
П л а н
1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.
2. Происхождение названия.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Нахождение в природе.
6. Основные методы получения.
7. Важнейшие соединения хрома:
а) оксид и гидроксид хрома(II);
б) оксид и гидроксид хрома(III), их амфотерные свойства;
в) оксид хрома(VI), хромовая и дихромовая кислота, хроматы и дихроматы.
9. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома.
Хром расположен в побочной подгруппе VI группы таблицы Д.И.Менделеева. При составлении электронной формулы хрома необходимо вспомнить, что в связи с большей устойчивостью конфигурации 3d5 у атома хрома наблюдается проскок электрона и электронная формула имеет вид: 1s22s2p63s2p64s13d5. В соединениях хром может проявлять степени окисления +2, +3 и +6 (степень окисления +3 является наиболее устойчивой):
Хром получил свое название от греческого слова chroma (цвет, краска) из-за яркой разнообразной окраски его соединений.
Хром – белый блестящий металл, очень твердый, хрупкий, тугоплавкий. Устойчив к коррозии. На воздухе покрывается оксидной пленкой, из-за чего поверхность становится матовой.
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
При обычных условиях хром – неактивный металл и реагирует только со фтором. Но при нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует со многими простыми и сложными веществами (аналогично Al).
Н2 (–).
О2 (+):
4Cr + 3O22Cr2O3.
Металлы (–).
Неметаллы (+):
2Cr + 3Cl22CrCl3,
2Cr + 3F2 = 2CrF3,
2Cr + 3SCr2S3,
2Cr + N22CrN.
Н2О (+/–):*
2Cr + 3H2O (пар)Cr2O3 + 3H2.
Основные оксиды (–).
Кислотные оксиды (–).
Основания (+/–):
2Cr + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2.
Кислоты-неокислители (+).
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2.
Кислоты-окислители (–). Пассивация.
Соли (+/–):
2Cr + 3CuSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Cu,
Cr + CaCl2 нет реакции.
В п р и р о д е элемент хром представлен четырьмя изотопами с массовыми числами 50, 52, 53 и 54. В природе хром встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются хромистый железняк, или хромит (FeOжCr2O3) и свинцовая красная руда (PbCrO4).
Металлический хром получают: 1) из его оксида с помощью алюмотермии:
Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3,
2) электролизом водных растворов или расплавов его солей:
Из хромистого железняка в промышленности получают сплав железа с хромом – феррохром, широко используемый в металлургии:
FeO•Cr2O3 + 4CFe + 2Cr + 4CO.
В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я х р о м а
Хром образует три оксида и соответствующих им гидроксида, характер которых закономерно изменяется с увеличением степени окисления хрома:
Оксид хрома(II) (CrO) – твердое, не растворимое при обычных условиях в воде вещество ярко-красного или коричнево-красного цвета, типичный основной оксид. Оксид хрома(II) легко окисляется на воздухе при нагревании, восстанавливается до чистого хрома.
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O,
4CrO + O22Сr2O3,
CrO + H2Сr + H2O.
Получают оксид хрома(II) прямым окислением хрома:
2Cr + O22СrO.
Гидроксид хрома(II) (Cr(OH)2) – нерастворимое в воде вещество желтого цвета, слабый электролит, проявляет основные свойства, хорошо растворяется в концентрированных кислотах; легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха; при прокаливании на воздухе разлагается с образованием оксида хрома(III):
Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O,
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3,
4Cr(OH)2 + O22Сr2O3 + 4H2O.
Получают гидроксид хрома(II) реакцией обмена между солью хрома(II) и раствором щелочи в отсутствие кислорода:
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl.
Оксид хрома(III) (Cr2O3) проявляет амфотерные свойства. Это тугоплавкий (по твердости сравним с корундом) порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Канцероген! Получают его при разложении дихромата аммония, гидроксида хрома(III), восстановлением дихромата калия или прямым окислением хрома:
(NH4)2Cr2O7N2 + Cr2O3 + 4H2O,
2Cr(OH)3Cr2O3 + 3H2O,
2K2Cr2O7 + 3С2Cr2O3 + 2K2CO3 + СO2,
4Cr + 3O22Cr2O3.
При обычных условиях оксид хрома(III) плохо растворяется в кислотах и щелочах; амфотерные свойства он проявляет при сплавлении со щелочами или с карбонатами щелочных металлов (образуя хромиты); при высоких температурах оксид хрома(III) можно восстановить до чистого металла:
Cr2O3 + 2KOH 2KCrO2 + H2O,
Cr2O3 + Na2CO3 2NaCrO2 + CO2,
Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O,
2Cr2O3 + 3С4Cr + 3СO2.
Гидроксид хрома(III) (Cr(OH)3) осаждается при действии щелочей на соли трехвалентного хрома (серо-зеленый осадок):
CrCl3 + 3NaOH (недостаток) = Сr(OH)3 + 3NaCl.
Он проявляет амфотерные свойства, растворяясь как в кислотах, так и в избытке щелочей; термически неустойчив:
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O,
Cr(OH)3 + 3KOH = K3[Cr(OH)6],
Cr(OH)3 + KOH KCrO2 + 2H2O,
2Cr(OH)3Cr2O3 + 3H2O.
Оксид хрома(VI) (CrO3) – кристаллическое вещество темно-красного цвета, ядовит, проявляет кислотные свойства. Хорошо растворим в воде, при растворении этого оксида в воде образуются хромовые кислоты; как кислотный оксид CrO3 взаимодействует с основными оксидами и со щелочами; термически неустойчив; является сильнейшим окислителем:
CrO3 + H2O =
2CrO3 + H2O =
CrO3 + K2OK2CrO4,
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O,
4CrO32Cr2O3 + 3O2,
Получают этот оксид взаимодействием сухих хроматов и дихроматов с концентрированной серной кислотой:
K2Cr2O7 + H2SO4 (конц.)2CrO3 + K2SO4 + H2O,
K2CrO4 + H2SO4 (конц.)CrO3 + K2SO4 + H2O.
Хромовая и дихромовая кислоты существуют только в водных растворах, но образуют устойчивые соли –хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, а дихроматы – оранжевую. Хромат-ионы и дихромат-ионы легко переходят друг в друга при изменении среды раствора. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы, раствор приобретает оранжевую окраску; в щелочной средедихроматы переходят в хроматы, раствор становится желтым:
2K2CrO4 + H2SO4 )K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O,
K2Cr2O7 + 2KOH )2K2CrO4 + H2O.
Ион устойчив в щелочной среде, а – в кислой.
О к и с л и т е л ь н о–в о с с т а н о в и т е л ь н ы е с в о й с т в а с о е д и н е н и й х р о м а
Из всех соединений хрома наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления хрома +3. Соединения хрома со степенью окисления +2 являются сильными восстановителями и легко окисляются до +3:
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3,
4CrCl2 + 4HCl + O2 = 4CrCl3 + 2H2O.
Соединения, содержащие хром в степени окисления +6, являются сильными окислителями, хром при этом восстанавливается от +6 до +3:
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.
Для обнаружения спирта в выдыхаемом воздухе используется реакция, основанная на окислительной способности оксида хрома(VI):
4CrO3 + 3С2H5OH 2Cr2O3 + 3CH3COOH + 3H2O.
Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называют хромовой смесью и используют для очистки химической посуды.